Нітроген і фосфор

V група, головна підгрупа

N – азот (нітроген )

P – фосфор

As – арсен

Sb – стибій

Bi – бісмут

Збільшується радіус атомів, зростають металічні та відновні властивості. Зменшується електронегативність, стійкість водневих сполук ( RH₃).

N – Нітроген (азот)

Електронна будова

₇N – 1s²2s²2p⁶ n =2

p

↑

↑

↑

↑↓

s

Ступінь окиснення нітрогену може бути від -3 (коли атом відтягує 3 електрони від атома менш електронегативного елемента) до +5 ( коли 1, 2, 3, 4 або всі 5 валентних електронів відтягуються до атомів більш електронегативних елементів, ніж нітроген).

Фізичні властивості

Без кольору, запаху і смаку, погано розчинний у воді. Т_кип = -198 ^оС. Молекула N≡Nдуже стійка (міцний потрійний зв'язок) N₂.

:NN:

Поширення в природі

В повітрі – 78 %. NaNO₃ – чилійська селітра, натрій нітрат.

Добування

1. У промисловості – фракціонування рідкого повітря:

Т_кипО₂ = -183 ^оС; Т_кипN₂ = -198 ^oC

2. В лабораторії – розклад нітриту амонію

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O – бурхливо, краще:

NH₄CI + NaNO₂ = N₂ + NaCI + 2H₂O

Хімічні властивості нітрогену

Відновник: висока температура (електрична дуга 3000 ^оС) N₂ + O₂ = 2NO – Q

Окисник: при кімнатній температурі – лише з літієм, з іншими металами при нагріванні:

6Li + N₂ = 2Li₃N нітрити.

3Ca + N₂ = Ca₃N₂

З воднем при високій температурі (500 ^оС) і тиску, у присутності каталізатора – Fe.

3H₂ + N₂ = 2NH₃ + Q.

Застосування

Використовується азот для добування амоніаку, для наповнення електроламп (інертне середовище).

Фосфор – Р

Електронна будова

₁₅Р – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ n = 3

Основний стан атома

-3

↑

↑

↑

↑↓

+3

Збуджений стан атом

↑

↑

↑

↑

↑

+5

Фізичні властивості

Алотропічні модифікації фосфору

Структура простих речовин

білий фосфор, Р₄ червоний фосфор, (Р₄)_n

активний нестійкий неактивний, стійкий

Найменш активний найстійкіший

чорний фосфор Р₂

Білий фосфор – ρ = 1,8 г/см³, Т_пл = 44,1 ^оС, отруйний.

Червоний - ρ = 2 - 2,4 г/см³, Т_пл = 390 ^оС, атомні гратки, неотруйний.

Чорний - ρ = 2,7 г/см³, атомні гратки, неотруйний.

У природі

У вільному стані не існує, основні мінерали:

Ca₃(PO₄)₂ – фосфорити

Ca₅(PO₄)₃ ∙ x апатити

x = F^-, CI^-, OH^-

Добування

2Ca₃(PO₄)₂ + 10C + 6SiO₂ P₄ + 6 CaSiO₃ + 10CO (в електропечах)

Ca₃(PO₄)₂ + 5C + 3SiO₂ 2P + 3CaSiO₃ + 5CO

Хімічні властивості фосфору

Активність значно вище, ніж у N₂.

Відновник:

1. 5O₂ + 4P = 2 P₂O₅ надлишок О₂, 3О₂ + 4Р = 2Р₂О₃ надлишок Р.

2. 2P + 3CI₂ = 2PCI₃ – хлорангідрид фосфітної кислоти,

РСІ₃ + 3Н₂О = Н₃РО₃ + 2НСІ – (фосфітна кислота) три хлорид фосфору,

РСІ₃ + СІ₂ = РСІ₅ – пентахлорид фосфору,

РСІ₅ + 4Н₂О = Н₃РО₄ + 5HCI.

3. 3Р + 5НNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO.

4. Р₄ +16Н₂О 4Н₃РО₄ + 10Н₂.

5. Окисник: 2Р + 3Mg = Mg₃P₂ фосфід магнію.

Застосування

Білий фосфор широко не застосовується. Його використовують для добування інших алотропних форм, фосфатних кислот, як бойову запальну речовину, для утворення димових завіс.

Червоний фосфор використовується для виробництва сірників, у металургії, для виготовлення фосфорорганічних препаратів.

Амоніак – NH₃

Молекула амоніаку являє собою диполь: спільні електронні пари зміщенні до атома нітрогену.

. . . .

NH₃ H : N: Н N

. . ↑

Н Н Н Н

Добування в лабораторії

Дія лугів на солі амонію:

а) (NH₄)₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2NH₃↑ + 2H₂O

NH₄⁺ + OH^- = NH₃ + H₂O

б) 2NH₄CI + Ca(OH)₂ = CaCI₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O

NH₄⁺ + OH^- = NH₃ + H₂O

Фізичні властивості амоніаку

Безбарвний газ, з характерним запахом різким задушливим запахом, добре розчинний у воді внаслідок утворення між NH₃ і H₂O водневих зв’язків. Дуже уражає слизові оболонки очей і дихальних шляхів. В 1 л H₂O при 20 ^оС розчиняється 700 л NH₃, при температурі нижче за -33,4 ^оС переходить у рідкий стан.

Хімічні властивості амоніаку

Піраміда, завдяки напрямлено сі в просторі неподіленої електронної пари нітроген амоніаку має електроннодонорні властивості.

Н

Н

НN : + = N

Н ‌

H H H

Донорно-акцепторна взаємодія

Основа (акцептор протона): з кислотами утворює солі:

NH₃ + HCI = NH₄CI.

Реагує з водою, утворює амоніачну воду:

NH₃ + H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^- H H



O – H …N – H Лужна реакція середовища

H

Але в розчині лише невелика частина молекул NH₃ перетворюється на іони амонію NH₄⁺. Тому амоніачна вода пахне амоніаком.

Формула амоніачної води: NH₃∙Н₂О. ЇЇ називають амоній гідроксидом або нашатирним спиртом. NH₃∙Н₂О ↔ NH₄⁺ + OH^- (слабка і нестійка основа).

Відновник: найлегше окислюється до N₂, в присутності каталізатора – до NО.

1. 3Br₂ + 8NH₃ = N₂↑ + 6NH₄Br

2. 4NH₃ + 3O₂ 2N₂ + 6H₂O

NH₃ + 5O₂ 4NO + 6H₂O

3. 3CuO + 2NH₃ = N₂↑ + 3Cu + 3H₂O